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• Jaime Hernan Cortes Restrepo

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INSTITUCIÓN EDUCATIVA PABLO SEXTO Una persona con mentalidad de cambio Asunto: repaso general de química de décimo Grado: Décimo Indicadores -

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Comprende la necesidad de la clasificación periódica de los elementos químicos Adquiere una visión moderna de la tabla periódica y sus propiedades Localiza elementos en grupos periodos y bloques a partir de su distribución electrónica Conoce y aplica el significado de la variación de las propiedades periódicas Define los diferentes estados y cambios que sufre la materia Diferencia los conceptos de sustancias, mezclas y técnicas de separación en el laboratorio Nombra y escribe los compuestos inorgánicos. Determina la formula mínima, molecular, estructural y de Lewis de un compuesto. Efectúa cálculos químicos

MATERIA Y ENERGÍA

La

materia

es

todo

aquello

que

nos

rodea,

ocupa

un

lugar

en

el

espacio

•

y

tiene

masa,

PROPIEDADES LA MATERIA

DE

Todo lo sabemos materia. pero no le llama

que nos rodea y que como es se le llama Aquello que existe sabemos como es se no-materia o antimateria.

Al nos existen porque la

observar la materia damos cuenta que muchas clases de ella materia tiene propiedades generales y propiedades particulares.

•

Propiedades generales

Las propiedades generales son aquellas que presentan características iguales para todo tipo de materia. Dentro de las propiedades generales tenemos: Masa

Es

la

cantidad

de

materia

que

posee

un

cuerpo.

Peso

Es la fuerza de atracción llamada gravedad que ejerce la tierra sobre la materia para llevarla hacia su centro.

Extensión

Es la propiedad que tienen los cuerpos de ocupar un lugar determinado en el espacio.

Impenetrabilidad

Es la propiedad que dice que dos cuerpos no ocupan el mismo tiempo o el mismo espacio.

Inercia

Porosidad Elasticidad

Es la propiedad que indica que todo cuerpo va a permanecer en estado de reposo o movimiento mientras no exista una fuerza externa que cambie dicho estado de reposo o movimiento. Es la propiedad que dice que como la materia esta constituida por moléculas entre ellas hay un espacio que se llama poro. Es la propiedad que indica que cuando a un cuerpo se le aplica una fuerza esta se deforma y que al dejar de aplicar dicha fuerza el cuerpo recupera su forma original; lógicamente sin pasar él limite de elasticidad. "limite de

Divisibilidad •

influenza " Esta propiedad demuestra que toda la materia se puede dividir.

Propiedades Especificas

Todas las sustancias al formarse como materia presentan unas propiedades que las distinguen de otras y esas propiedades reciben el nombre de especificas y dichas propiedades reciben el nombre de color, olor, sabor, estado de agregación, densidad, punto de ebullición, solubilidad, etc.

El color, olor y sabor demuestra que toda la materia tiene diferentes colores, sabores u olores. El estado de de agregación indica que la materia se puede presentar en estado sólido, liquido o gaseoso. La densidad es la que indica que las sustancias tienen diferentes pesos y que por eso no se pueden unir fácilmente . •

•

CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA

Materia heterogéneo

Es una mezcla de sustancias en más de una fase o que son físicamente distinguibles.

EJEMPLO: mezcla de agua y aceite.

Material homogéneo:

Constituido por una sola sustancia o por varias que se encuentran en una sola fase

EJEMPLO: mezcla de sal y agua.

Solución:

Es un material homogéneo constituido por más de una sustancia. Son transparentes, estables y no producen precipitaciones. Una característica muy importante es la composición, la cual es igual en todas sus partes. Sin embargo, con los mismos componentes es posible preparar muchas otras soluciones con solo variar la proporción de aquellos

EJEMPLO: las gaseosas.

Sustancia pura:

Es un material homogéneo cuya composición química es invariable.

Elemento:

Sustancia conformada por una sola clase de átomos

EJEMPLO: nitrógeno gaseoso (N2), la plata (Ag)

Compuesto:

Sustancia conformada por varias clases de átomos

EJEMPLO: dióxido de carbono (CO2)

EJEMPLO: alcohol (etanol)

CAMBIOS DE LA MATERIA Cambio físico:

Cambio que sufre la materia en su estado, volumen o forma sin alterar su composición.

EJEMPLO: en la fusión del hielo, el agua pasa de estado sólido a líquido, pero su composición

permanece inalterada.

Cambio químico:

Cambio en la naturaleza de la materia, variación en su composición

Cambios de estado:

CAMBIOS

DE

El estado en que se encuentre un material depende de las condiciones de presión y temperatura, modificando una de éstas variables o ambas, se puede pasar la materia de un estado a otro.

EJEMPLO: en la combustión de una hoja de papel, se genera CO, CO2 y H2O a partir de celulosa, cambiando la composición de la sustancia inicial.

Sólido, liquido, gaseoso o plasma

ESTADO

CARACTERÍSTICAS DE LOS DIFERENTES ESTADOS DE LA MATERIA SÓLIDOS

LÍQUIDOS

GASES

COMPRESIBILIDAD

No se pueden comprimir

No se pueden comprimir

Sí pueden comprimirse

VOLUMEN

No se adaptan al volumen delSe adaptan al volumen delSe adaptan al volumen del recipiente recipiente recipiente

GRADOS LIBERTAD EXPANSIBILIDAD

•

DE Vibración No se expanden

Vibración, rotación

Vibración, rotación, traslación

No se expanden

Sí se expanden

REPRESENTACIÓN DE LOS COMPUESTOS

Símbolo : es la letra o letras que se emplean para representar elementos químicos. EJEMPLO: Al (aluminio) Molécula : se forman por enlaces químicos de dos o más átomos y siempre en proporciones definidas y constantes. Son la estructura fundamental de un compuesto. Fórmula:

Fórmula química

Fórmula empírica o mínima

Fórmula molecular

Fórmula estructural :

Fórmula de Lewis o electrónica:

Es la representación de un compuesto e indica la clase y la cantidad de átomos que forman una molécula. Está constituido por el símbolo de cada elemento presente en la sustancia, seguido por un subíndice que índica el número relativo de átomos.

Informa sobre el tipo de átomos que forman la molécula y la relación mínima en la cual estos se combinan.

Expresa la composición real de un compuesto, indicando el número de átomos de cada especie que forma la molécula. La fórmula molecular es un múltiplo de la empírica.

EJEMPLO: EJEMPLO:

Muestra el ordenamiento geométrico o posición que ocupa cada átomo dentro de la molécula.

EJEMPLO:

Representa la molécula incluyendo todos los electrones de valencia de los átomos constituyentes, estén o no comprometidos en enlaces.

EJEMPLO:

EJEMPLO: La fórmula mínima del etano (C2H6) es CH3

Fe2O3

•

UNIDADES QUÍMICAS: Mol: Nùmero Avogadro

Es el número de partículas igual al número de Avogadro de

6.023 x 1023 partículas Es el peso de una mol de átomos de un elemento. EJEMPLO: En un mol de Fe (hierro) hay 6.023 x 1023 átomos de hierro y estos pesan en total 55.8 g

1MOL = 6.023 x 1023 = peso atómico del elemento Unidades de Masa Atómica u.m.a La unidad de masa atómica uma es en realidad una unidad de peso y se define exactamente como 1/2 de la masa del átomo de 12C. Su tamaño extremadamente pequeño es cómodo para la descripción del peso de los átomos. Por ejemplo, el peso real de un átomo de hidrogeno es 1.67 x 10-24 g 0 1.008 uma.

Peso Atómico:

Como todos los pesos atómicos se basan en el mismo patrón, todos ellos pueden utilizarse para comparar los pesos de dos átomos cualesquiera. Así , el peso atómico del azufre, 32.06 uma, indica que:

El cobre tiene un peso atómico de 63.54 uma. Por consiguiente,

en consecuencia:

Es el peso de una mol de moléculas de un compuesto. Se obtiene sumando el peso atómico de todos los átomos que forman la molécula. 1 MOL = 6.023 x 1023 moléculas = peso molecular (peso fórmula) Peso Molecular:

EJEMPLO: En un mol de H2SO4 (ácido sulfúrico) hay 6.023 x 1023 moléculas de ácido y estas pesan 98 g. Este resultado se obtiene teniendo en cuenta el número de átomos y sus pesos atómicos, así::

Hidrógeno……………2x1=2 azufre………………….1x32=32 oxígeno ………………4 x 16 = 64

Relación entre mol, peso molecular y número de partículas:

• •

DETERMINACIÓN DE FORMULAS EMPÍRICAS Y MOLECULARES

EJEMPLO: Determine la Fórmula Empírica y la Fórmula Molecular de un compuesto que contiene 40.0 % de C, 6.67 % de H y 53.3 % de O y tiene un peso molecularde 180.2 g/mol . PARA DETERMINAR LA FORMULA EMPÍRICA: Cuando los datos se expresan como porcentaje, se pueden considerar 100 gramos del compuesto para realizar los cálculos. Los pesos atómicos son: C = 12.0,

O = 16.0 y

H = 1.0

El primer paso para el cálculo es determinar el número de moles de cada elemento. # moles de C = 40/12.0 = 3.33 # moles de O = 53.3/16.0 = 3.33 # moles de H = 6.67/1.0 = 6.67 El siguiente paso consiste en dividir cada valor entre el valor más pequeño. C = 3.33/3.33 = 1 O = 3.33/3.33 = 1 H = 6.67/3.33 = 2 Puede apreciarse que los valores obtenidos son los números enteros más pequeños y la fórmula empírica será: C 1H2O1 o bien, CH2O. PARA DETERMINAR LA FORMULA MOLECULAR: Para obtener la Fórmula Molecular, calculemos el peso de la Fórmula empírica: C = (12.0)x(1) = 12.0 H = (1.0)x(2) = 2.0 O = (16.0)x(1) = 16.0 Suma

= 30.0

Ahora se divide el Peso Molecular entre el Peso de la Fórmula Empírica

180/30 = 6 La Fórmula Molecular será igual a 6 veces la Fórmula empírica: C6H12O6 En los casos en que una fórmula empírica dé una fracción, como por ejemplo: PO2.5 habrá que multiplicar por un número entero que nos proporcione la relación buscada, por ejemplo 2 : P2O5 EJEMPLO: •

Calcule el Peso Fórmula del BaCl2 (Cloruro de Bario).

Primero deben consultarse los Pesos Atómicos del Bario y del Cloro. Estos son: Peso Atómico (P. A.) del Bario Peso Atómico (P. A.) del Cloro Peso Fórmula del BaCl2 Peso Fórmula del BaCl2

= = = =

137.3 g/mol 35.5 g/mol (1) x (P. A. del Bario) + (2) x (P. A. del Cloro) (1) x (137.3) + (2) x (35.5) = 137.3 + 71 = 208.3

EJEMPLO: •

Cuántos moles de Aluminio hay en 125 gramos de Aluminio?

Primero se consulta el Peso Atómico del Aluminio, el cual es 27 g/mol. En seguida hacemos el planteamiento: 27 gramos de Al ------ 1 Mol de Aluminio 125 gramos de Al ----- ? Moles de Aluminio = 49.25 Moles de Aluminio También es posible determinar al composición porcentual utilizando factores de conversión; EJEMPLO: •

Un hidrocarburo contiene 85.63% de carbono y 14.37% de hidrogeno. Deducir su formula empírica.

La solución del problema cuando se aplica a 100 g del compuesto es como sigue: Peso del C= 85.63 g

peso del H = 14.37 g

La formula empírica es CH2. La formula molecular puede ser CH2, C2H4, C3H6, etc, puesto que cualquiera de estas formulas tienen una composición porcentual igual a la de CH2. EJEMPLO: •

Un compuesto contiene 63.53% de hierro y 36.47 % de azufre . Deducir su formula empírica.( Para facilidad de los cálculos tómese por pesos atómicos Fe= 55.8 y S=32.1)

La fórmula empírica expresa solamente el número relativo de los átomos de cada elemento y todo lo que se dice acerca de los números relativos de los átomos de cada elemento se pude aplicar a los número relativos de moles de átomos. Por tanto el cálculo del numero relativo de moles de hierro y de azufre conducirá a la formula empírica. La solución, cuando se aplica a 100 g del compuesto, es como sigue:

La formula empírica del sulfuro es FeS EJEMPLO: •

Deducir la fórmula empírica de un compuesto formado por 9.6 x 10 23 átomos de carbono, 2.888 x 1024 átomos de hidrogeno y 4.816 x 1023 átomos de oxígeno.

La manera más conveniente de resolver el problema es conocer el número relativo de átomos ; para lograrlo, dividimos por el número menor, es decir, 4.816 x 1023

Por cada átomo de O, tenemos de 2 de C y 6 de H. Así, fórmula empírica es C2H6O •

ESTRUCTURAS DE LEWIS Y FÓRMULA ESTRUCTURAL

EJEMPLO: •

Escribir la fórmula de lewis para a) Be, b) O, c) F, d) Li

Si representamos con puntos los electrones de valencia ( los que participan en el enlace químico) tenemos: a)

Dos electrones s, puesto que su configuración electrónica 1s2 2s2 indica que haya dos electrones en el nivel de valencia.

b)

Dos electrones s y cuatro electrones p, de acuerdo con su configuración electrónica 1s2 2s2 2p4; en total, 6 electrones de valencia.

c)

Dos electrones s y cinco electrones p ( configuración electrónica 1s2 2s2 2p4)

d)

Un electrón s ( configuración electrónica 1s2 2s1).

EJEMPLO: •

De acuerdo con la regla del octeto , escribir las formulas electrónicas y estructurales de a) HF, b) CH4 , c) H2S.

Se acostumbra usar una línea para representar un par compartido de electrones entre dos átomos. (fórmula (fórmula electrónica o de estructural) Lewis) a) b) c)

ENERGÍA La Energía es la capacidad para realizar un trabajo. Se presenta en diferentes formas: potencial, cinética, eléctrica, calórica, lumínica, nuclear y química.

•

EQUIVALENCIAS DE LAS UNIDADES DE ENERGÍA 1 caloría

=

4.184 joules =

4.184 J

1 kilocaloría =

1000 calorías

=

1kcal

1 joule

1 newton

x

1 metro

=

(unidad fuerza)

Es

Caloría =

la

de

(unidad de longitud) x ( 1 segundo) -2

1 newton

=

1 kilogramo x

1 metro

1 joule

=

1 kilogramo x

1 metro 2 x ( 1 segundo) -2

1J =

1 kg m2 s-2

cantidad

de

calor

necesaria

para

elevar

en

1º

C

un

gramo

de

agua.

Es una forma de energía que fluye entre cuerpos debido a una diferencia de temperatura. El calor fluye de un cuerpo caliente a uno frío, hasta que los dos alcanzan igual temperatura.

Calor =

Es la cantidad de calor que se requiere para elevar la temperatura de un gramo de una sustancia en Calor específico = un grado centígrado. Ejemplo: Cp del oro: 0.129 J/ g ºC, lo cual indica que son necesarios 0.129 J para elevar en 1°C la temperatura de 1 g de oro. Es la medida de la cantidad de calor que tiene un cuerpo. La escala Celsius al igual que las escalas Fahrenheit y la escala Kelvin o absoluta sirven para determinar la temperatura de un cuerpo. Guardan la siguiente relación Temperatura =

°C = 5/9 (°F – 32 ) °K = °C + 273 °F = 9/5 °C + 32

comparación de los termómetros en las escalas Kelvin, Celsius y Fahrenheit 373 K

Punto de ebullición del agua

0°C

273 K

Punto de congelación del agua Cero absoluto Temperatura

100°C

273°C

0K

de Kelvin (escala absoluta)

212°F 100° = 180°F32°F

Celsius (centígrado)

460°F

Fahrenheit

LEYES DE CONSERVACIÓN DE LA MASA Y LA ENERGÍA En una reacción química ordinaria la masa de todos los productos es igual a la masa de las sustancias reaccionantes

PRIMERA:

(Ley de Lavoisier)

SEGUNDA :

(ley de la La energía no se crea ni se destruye , solo se transforma. Termodinámica )

TERCERA :

( Ley de Einstein )

CUESTIONARIO

La materia y al energía pueden transformarse mutuamente , pero la suma total de la materia y la energía del universo es constante.

1. Clasifique cada una de las siguientes sustancias químicas como elemento compuesto o mezcla. Justifique su respuesta. Azúcar disuelto en agua, Plata, pasta de dientes, carbonato de calcio, palomitas de maíz, aire, hierro, bronce, sal, azufre, gasolina, oxigeno y grasa. 2. Basándose en objetos que rodean su vida cotidiana de ejemplos de sustancias que sean elementos, compuestos y mezclas. 3. ¿Cuáles de los siguientes procesos son exotérmicos?, ¿cuales endotérmicos?, combustión, congelación del agua, fusión del agua, ebullición del agua y condensación del vapor. 4. ¿Cual, de dos recipientes con diferente cantidad de agua que se calientan con la misma intensidad hervirá primero?. Explique su respuesta. 5. Para cada oración que se presenta indique si es falsa o verdadera y justifique su respuesta: a. Las sustancias químicas poseen energía, si esto es cierto, entonces, podemos considerarla como energía potencial. b. El análisis dimensional es un método matemático utilizado para establecer magnitudes y unidades. Justifique su respuesta. c. Los científicos escriben los números en forma exponencial para abreviar su escritura. d. Los datos utilizados en el desarrollo de experimentos pueden ser exactos y poco precisos. e. Los cambios o transformaciones de la materia suelen ir acompañados por cambios de energía. f. Los cambios o transformaciones que se dan en la naturaleza suelen darse en un solo sentido, el hielo siempre se derrite, la pólvora se quema.

g. El azúcar es una sustancia pura porque está formada por la misma clase de moléculas. h. La densidad es una propiedad extensiva porque depende de la cantidad de sustancia presente. i.

Los cambios físicos son cambios reversibles, mientras que los cambios químicos no.

6. Una persona, al estudiar las propiedades de una sustancia química desconocida X, obtiene los siguientes resultados:  A temperatura ambiente es un sólido.  Posee punto de fusión alrededor de 200 oC.  Forma una solución coloreada cuando se coloca en agua.  Se obtiene más de un producto por electrolisis.  Al calentarla en presencia de aire se forma un sólido blanco. Basado en los datos obtenidos, el investigador afirma que la sustancia desconocida es un elemento. Indica si crees correcta esta conclusión y explica tus razones. 1. El contenido de plomo en la sangre humana que se considera normal es de aproximadamente 0.40 partes por millón; es decir 40 g de plomo por cada 1000 g de sangre. Un valor de 0.80 partes por millón (ppm) de plomo en la sangre se considera peligroso. ¿Cuantos g de plomo están contenidos en 6.0 x 10 3 g de sangre (la cantidad de un adulto promedio) si el contenido de plomo es de 0.62 ppm?

2. Una velocidad típica de depósito de polvo (caída de polvo) del aire no contaminado es de 10 toneladas por milla cuadrada y por mes. a. ¿Cuál es la caída de polvo, expresada en miligramos por metro cuadrado y por hora? b. Si el polvo tiene una densidad media de 2 g/cm3, ¿cuánto tiempo tardaría en acumularse una capa de polvo de 1 mm de espesor? 3. Un termómetro Fahrenheit y otro Celsius se introducen en un mismo sistema cuya temperatura se quiere medir. En los siguientes casos, ¿A qué temperatura Celsius, corresponde una lectura numérica en el termómetro Fahrenheit? a. Igual que la del termómetro Celsius. b. Dos veces la del termómetro Celsius. c. una octava parte la del termómetro Celsius. d. 300 o más alta que la del termómetro Celsius.

4. Juan inventa una escala de temperatura que va desde los 30 grados como punto de fusión y 90 grados como punto de ebullición. Si tengo 20 grados Celsius a cuantos grados Juan corresponden?.

5. Si tengo una cadena de plata que pesa 30 gramos y cuesta 30000 pesos. Cuánto vale un mililitro de plata?. (Consulte la densidad de la plata en la tabla periódica).

6- la formula del acido sulfúrico es H2SO4. De acuerdo a eso responder: a- Cuantas moléculas hay?

b- Cuantos átomos de oxigeno tiene c- Cuantos átomos hay en total d- Cuánto pesa la molécula por mol e- Cuál es el porcentaje de oxigeno presente en la molécula f- La molécula es polar o apolar g- Se disuelve en agua?. Si o no y porque. h- Si tengo 20 gramos de esta sustancia cuantas moléculas hay? i-

Si tengo 30 moles. Cuantos gramos pesa

j-

Si resulta de que el acido sulfúrico es un liquido con densidad de 9,2 gr/ml entonces 30 ml cuanto pesan y cuantos moles son?

7. Cuál es la diferencia entre calor y temperatura?. 8. Cuáles son los cambios de estado que requieren suministro de calor 9. Cuál es la diferencia entre evaporación y ebullición 10. Cuál es la diferencia entre átomo y molécula. 11. Cuál es la diferencia entre enlace iónico y covalente 12. Que es un enlace químico 13. Cuantos electrones intervienen en un enlace químico 14. Que es la regla del octeto. 15. Cual es la electronegatividad de los siguientes elementos: Na, Cl, O, F,K, Be, Ag, Cr, Pb, S, Br. 16. Porque los gases nobles no tienen electronegatividad?. Explica. 17. Que son cationes, que son aniones 18. Dibuja el croquis de la tabla periódica e indica como aumenta la electronegatividad 19. Que es la estructura de Lewis?. Dar 5 ejemplos. 20. La molécula de H2SO4 es de acido sulfúrico. Cuantos enlaces químicos tiene. Cual es la diferencia de electronegatividades de cada uno de sus enlaces? 21. Consulta que otras fuerzas de atracción hay entre las moléculas. 22. 23. 24. 25. 26. 27. 28.

Que es una molécula polar y una apolar?. Explica . ¿Cómo se clasifican los enlaces químicos? ¿Cuál es la característica principal del enlace iónico? ¿Entre que elementos de la tabla periódica se espera que se forme un enlace iónico? ¿Qué características presentan los compuestos iónicos? ¿Cuándo se presenta un enlace covalente? ¿Qué diferencias existen entre un enlace iónico y uno covalente? ¿Entre que elementos de la tabla periódica se espera la formación de un enlace covalente? 29. ¿ De acuerdo al número de electrones compartidos, ¿cómo se clasifica el enlace covalente? 30. ¿Cuándo se producen enlaces metálicos? 31. ¿Los enlaces de cada una de las siguientes sustancias son iónicos covalentes no polares o covalentes polares? Clasificar las sustancias con enlaces covalentes polares en orden de polaridad de enlace creciente: a) S8, b) RbCl, c) PF3, d) SCl2, e) F2, f) SF2. 32. Clasificar los miembros de cada conjunto de compuestos en orden de carácter iónico creciente de sus enlaces. Usar flechas de polaridad para indicar la polaridad de cada enlace: a) HBr, HCl, HI; b) H2O, CH4, HF; c) SCl2, PCl3, SiCl4.Reacciones de precipitación